gÉomÉtrie molÉculaire. la forme dune molécule dépendant du montant de doublets liants et de...

NH

H

O

NH2HCOOH

COOCH3

Aspartame

GÉOMÉTRIE MOLÉCULAIRE

• La forme d’une molécule dépendant du montant de doublets liants et de doublets non liants (libres) d’électrons sur sa couche de valence.


Doublet non-liant

Doublet liant

• Une molécule possède obligatoirement des doublets liants (paires d’électrons qui participent à une liaison chimique) mais parfois aucun doublet non liants (paires d’électrons qui ne participent pas à une liaison chimique).


• Exemple 1 - La molécule de CO2 possède quatre doublets liants et aucun doublets libres sur son atome central.

• Exemple 2 - La molécule d’eau possède deux doublets liants et deux doublets libres sur son atome central.


THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE

Géométrie moléculaire

Selon cette théorie, les principales géométries moléculaires sont les suivantes:

La théorie de la répulsion des paires d’électrons de valence (RPECV) énonce comme principe que les doublets liants et les doublets non liants d’électrons de valence d’un atome se séparent le plus possible les uns des autres pour minimiser les forces de répulsion.



La théorie de la répulsion des paires d’électrons de valence (RPECV) énonce comme principe que les doublets liants et les doublets non liants d’électrons de valence d’un atome se séparent le plus possible les uns des autres pour minimiser les forces de répulsion.

DNL – Doublet non liant

DL- Doublet liant

Les forces de répulsion entre les doublets se situent comme suit en ordre décroissant :

DNL – DNL > DNL – DL > DL – DL

répulsion répulsion répulsion entre entre entre doublets non liants doublets non liants doublets liants

et doublets liants



Donc, des DNL se repoussent d’avantage que un DNL et un DL ou encore deux DL.

Exemple : Chaque molécule ci-dessous possède 4 paires d’électrons autour de l’atome central. Pourtant, les angles entre les atomes sont différents dus aux nombres différents de DNL et DL que possèdent ces molécules.

H2O NH3 CH4

HOH = 104,5o HNH = 107,3o HCH = 109,5o


Détermination de la géométrie d’une molécule selon cette méthode:

H

H H

H H

H H

H

HH HH géométrie linéaire

géométrie trigonale plane

Structure de Lewis Disposition spatiale desdoublets électroniques

Géométrie de la moléculetrigonale pyramidale

Dans le cas de composés à liaisons multiples, la liaison multiple est assimilée à une simple liaison :


5 figures de base (voir figure 4.11 p.179Linéaire 1800 (AX2) bipyramide triangulaire 900 et 1200 (AX5)Triangulaire plane 1200 (AX3) octaédrique 900 et 900 (AX6)Tétraédrique 109,50 (AX4)


– Structure linéaire:Deux paires électroniques(les liaisons multiples

étant assimilées à une seule paire électronique) entourent l’atome central



– Structure trigonale plane:

Trois paires électroniques(les liaisons multiples étant

assimilées à une seule paire électronique) entourent l’atome central

B HH

H

S O

O



– Structure tétraèdrique:

Quatre paires électroniques entourent l’atome central

H

HHH

N

H HH O

H H




Exemples: CO2

Atome central: CDoublet liant : 4Doublet libre : 0Forme de la molécule : tétraédrique (AX4)



Exemples: PF3

Atome central: PDoublet liant : 3Doublet libre : 1Forme de la molécule : tétraédrique (AX3E1)



Exemples: PCl5

Atome central: PDoublet liant : 5Doublet libre : 0Forme de la molécule : bipyramide triangulaire (AX5)

Niveau d’énergie de valence élargit(+ que 8 é périphérique)

Faire les exercices 18, 19 et 20 p. 185 et 21 et 22 p.186

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